Telechargé par elleroussel1000

CHIMIE - COURS 1-Préparation de Solution (2)

publicité
Chapitre I : Préparation de solutions
CHAPITRE I
PREPARATION DE
SOLUTIONS
9
Chapitre I : Préparation de solutions
I- Introduction:
La chimie est une science de la nature qui étudie la matière et ses transformations. La chimie des
solutions est la branche de la chimie qui s'intéresse à toutes les réactions en solution, car pour tout
chimiste digne de ce nom, il est indispensable de savoir préparer des solutions pour des
concentrations déterminées. La chimie des solutions s'intéresse aux solutions solides et liquides
mais surtout liquides.
Afin de cerner cette branche de la chimie, deux aspects importants sont à prendre en compte dans
l’étude de la matière à savoir : l’aspect qualitatif et l’aspect quantitatif.
II- Aspect qualitatif de la matière:
1)- La matière :
La matière est tous corps qui possède une masse et qui occupe un volume dans l’espace. La
matière peut exister sous trois états physiques différents :
➢ L’état solide : il possède un volume et une forme définis.
➢ L’état liquide : il possède un volume définis mais aucune forme précise, il prend la
forme de son contenant.
➢ L’état gazeux : n’a ni volume ni forme définis, il prend le volume et la forme de son
contenant.
La matière peut être sous deux formes [1]:
Matière
Corps Purs
Corps Simple
Mélange
Corps Composé
Homogène
Hétérogène
10
Chapitre I : Préparation de solutions
a)- Un corps pur : il peut être soit un corps simple c'est-à-dire constitué d’une seule espèce
chimique (atome, ion ou molécule. ex : Cu, Fe, H2,O2...), soit un corps composé, c'est-à-dire
constitué de plusieurs éléments ex : l’eau pure H2O.
b)- Un mélange : c’est un corps constitué de plusieurs sortes d’entités chimiques mélangé
ensemble. Il existe deux types de mélanges :
➢ Les mélanges homogènes : sont des mélanges dont les constituants ne peuvent pas
être distingués à l’œil nu après agitation. (l’eau et le sel...)
➢ Les mélanges hétérogènes : sont des mélanges dont les constituants peuvent être
distingués à l’œil nu après agitation (possède deux ou plusieurs phases distinctes
exemple : l’eau et l’huile...). Un mélange hétérogène peut s’obtenir à partir de :
✓ Deux liquides : On dit alors que ces liquides ne sont pas miscibles entre
eux, tels que le liquide le moins dense est toujours au dessus de l’autre.
✓ D’un liquide et d’un solide insoluble dans ce dernier. Les particules
solides se dispersent alors dans le liquide et se déposent au fond du
récipient.
✓ D’un gaz et d’un liquide qui peuvent également constituer un mélange
hétérogène. Exemple: un soda qui libère les gaz dissous.
2)- Les solutions :
Les solutions sont un mélange homogène résultant de la dissolution d’une ou de plusieurs
substances (solutés) dans un solvant. Les molécules du soluté sont dites solvatées et elles
seront dispersées dans le solvant.
a)- Soluté : C’est toute substance à l’état pur placée dans le solvant, en quantité moins grande que
ce dernier. Ce soluté peut être solide, liquide ou gazeux.
b)- Solvant : C’est un liquide qui a la propriété de dissoudre ou de diluer d’autres substances sans
les modifier chimiquement et sans que lui-même ne soit modifié.
c)- Solutions aqueuses : Une solution ayant l’eau comme solvant est dite solution aqueuse. Il
est possible de mettre en solution :
➢ Un liquide dans un autre liquide : la solution obtenue sera limitée par la
miscibilité des deux liquides.
11
Chapitre I : Préparation de solutions
➢ un solide dans un liquide : la solution sera limitée par la solubilité du solide
dans le solvant au delà de laquelle le solide n'est plus dissous. On parle alors de
solution saturée.
➢ un gaz dans un liquide.
Il existe trois types de solutions :
➢ Solution saturée : à une température et une pression donnée, une solution
saturée est une solution qui ne peut plus dissoudre de soluté.
➢ Solution insaturée : une solution insaturée est une solution qui peut
dissoudre plus de soluté qu’elle ne contient.
➢ Solution sursaturée : une solution sursaturée est une solution contenant une
plus grande quantité de soluté dissous que celle qui correspond à la limite
de saturation.
d)- La dilution : la dilution d’une solution aqueuse consiste à en diminuer la concentration par
ajout de solvant (eau). La solution initiale de concentration supérieure est appelée solution-mère et
la solution finale de concentration inférieure est appelée solution-fille (solution diluée). Lors d’une
dilution, il ya conservation de la quantité de matière du soluté.
c)- La saturation d’une solution : c’est l’inverse de la dilution. Le solvant ne peut plus dissoudre
la totalité du soluté.
III- Aspect quantitatif de la matière:
Dans ce qui suit, nous donnons la définition de certaines propriétés pour effectuer des calculs
lors de la préparation de solutions au laboratoire :
1)- Masse molaire (M) :
La masse molaire est la masse d’une mole d’un composé chimique, elle est exprimée en
gramme par mole (g/mol).
Cette relation se traduit ainsi: n =
m
M
n : nombre de moles ; m : masse en grammes
12
Chapitre I : Préparation de solutions
2)- Masse volumique (ρ):
La masse volumique, aussi appelée densité volumique de masse, est une grandeur physique
qui caractérise la masse d'un matériau par unité de volume. Elle est généralement notée par la
lettre grecque ρ (g/l). Elle est déterminée par le rapport :  =
m
avec m : la masse et V : le
V
volume.
3)- Densité (d):
La densité est une grandeur sans dimension et sa valeur s'exprime sans unité de mesure. La
densité d'un corps ou densité relative d'un corps est le rapport de sa masse volumique à la
masse volumique d'un corps pris comme référence. d (corps) =
 (corps)
 (réf )
✓ Pour les liquides et les solides, le corps de référence est l'eau pure prise à une
température de 4 °C. d (liquide) =
 (liquide )
avec ρ(eau)= 1Kg /L
 (eau )
✓ Dans le cas de gaz ou de vapeur, le corps de référence gazeux est l'air. La valeur de
référence prise est la masse d'un litre d'air à 0 °C sous une pression de 760 mmHg, soit
1,29349 g. d (gaz) =
 ( gaz )
 (air )
4)- Concentration molaire ou molarité (C ou M) :
La concentration molaire d’une solution est la quantité de matière (nombre de moles) de
soluté que l’on dissous pour obtenir un litre de solution (mol/l).
La molarité varie avec la température.
5)- Concentration massique ou titre massique ou titre pondérale (t) :
C’est la masse du soluté que l’on a dissout pour obtenir un litre de solution (g/l).
C’est déterminé par la relation : t = C.M
6)- Molalité (m):
C’est le nombre de moles de soluté dans 1 Kg de solvant (mol/1kg).
Contrairement a la molarité, la molalité ne varie pas avec la température.
13
Chapitre I : Préparation de solutions
7)-Normalité (N):
C’est le nombre d’équivalant gramme de soluté dans un litre de solution (eq.g /l), elle peut
aussi être définie comme étant le nombre de moles d’espèces régissantes par litre de solution.
Concrètement, elle représente le nombre de protons H+ pour les dosages acido-basique et dans
les dosages d’oxydo-réductions , elle représente le nombre d’électrons échangés.
8)- Fraction molaire (x) :
La fraction molaire se dit d’un constituant d’une solution : c’est le rapport entre le nombre de
moles de ce constituant (n) à celui de tous les constituants de la solution (nt).
Dans une solution simple à deux constituants, solvant et soluté, on considère que n1 est le
nombre de moles du solvant et n2 le nombre de moles du soluté, les fractions molaires x1 et x2
de chaque constituant s’écrirons :
x1 =
n1
n1 + n2
et x2 =
n2
avec
n1 + n2
x
i
1
Si on exprime les fractions en pourcentage, la fraction molaire sera un pourcentage molaire
avec
 x (%) = 100% .
i
Remarque:
✓ Une solution est dite molaire pour un soluté donné lorsque C= 1mol/L
✓ Elle est dite décimolaire lorsque C= 10-1 mol/L
✓ Elle est dite millimolaire lorsque C= 10-3 mol/L
IV-Préparation de solutions:
La bonne maitrise des techniques de préparation de solutions en laboratoire, revêtent un enjeu
capital en chimie. L’expérimentateur doit être à même de préparer des solutions a partir de
liquides ou de solides et de pouvoir effectuer cela à différentes concertations tout en
diminuant au maximum les erreurs de manipulation.
Deux cas ce présente pour la préparation de solutions :
14
Chapitre I : Préparation de solutions
1)- Préparation à partir d’un liquide :
Pour préparer une solution à partir d’un liquide, la mesure précise des volumes est d'une
grande importance au laboratoire. Elle peut être effectuée à l'aide d'une pipette jaugée ou
graduée, d'une burette graduée ou d'une fiole jaugée.
On commence par calculer le volume adéquat, ensuite à l’aide d’une pipette graduée on
prélève ce volume que l’on transfère dans une fiole en maintenant la pipette verticale et en
mettant sa pointe au contact de la fiole inclinée à 45°. Il ne faut pas rincer la pipette, elle est
en effet calibrée pour délivrer le volume désiré. Ensuite, on complète avec le solvant jusqu’au
trait de jauge pour obtenir la solution a la concentration souhaitée. (Figure I.1)
Figure I.1: Préparation d’une solution à partir d’un liquide.
2)- Préparation à partir d’un solide :
Pour un solide, on calcule d’abord le poids correspondant à la concentration requise. On
commence par peser le solide avec une balance de précision en le versant dans une capsule de
pesée. On transfère ensuite le solide dans une fiole en utilisant un entonnoir à liquide
(entonnoir en verre). On remplit la fiole de 50 à 70% du volume final du solvant. On
homogénéise la solution en retournant et en agitant la fiole bouchée puis on attend environ
une minute que le drainage du liquide le long du col soit complet. On ajoute le solvant goutte
15
Chapitre I : Préparation de solutions
à goutte jusqu'au trait de jauge. Le bas du ménisque doit coïncider avec le trait de jauge. L'œil
est face à la graduation pendant la lecture pour éviter l'erreur de parallaxe. (Figure I.2)
Dans certains cas, on placera un barreau aimanté dans le bécher contenant le solide et une
partie du solvant afin de le dissoudre à l'aide d'un agitateur magnétique. Si l'agitation ne suffit
pas, on peut chauffer le bécher et son contenu sur une plaque chauffante pour accélérer la
dissolution. Il faut dans ce cas attendre le retour de la solution à température ambiante avant le
transfert dans la fiole pour éviter de fausser la mesure de volume.
Figure I.2: Préparation d’une solution à partir d’un solide.
3)-Préparation des solutions diluées:
Les solutions diluées (solutions filles) comme vue précédemment, sont des solutions qui
possèdent une concentration plus basse que la solution d’origine (solution mère). Elles sont
obtenues en prélevant un volume calculé de solution concentrée a laquelle on rajoute de l’eau
distillé jusqu'au volume souhaité. (Figure I.3)
16
Chapitre I : Préparation de solutions
Figure I.3: Préparation d’une solution diluée.
4)- Lois des solutions diluées : Lois de RAOULT
Deux techniques permettent de mesurer les masses molaires du corps dissous ainsi que la
concentration de la solution.
a)- Ebulliométrie (1ère Loi de RAOULT) :
La loi de l'ébulliométrie est une des lois de Raoult concernant les solutions liquides. Elle
permet d’évaluer l'élévation de la température d'ébullition d'un solvant en fonction de la
quantité de soluté ajouté.
En effet, lorsque l'on considère un solvant contenant un soluté, on a remarqué que la
température d'ébullition (T) du solvant avec le soluté était plus haute que la température
d'ébullition (T0) du solvant pur. La loi de l'ébulliométrie s'énonce ainsi :
« L'élévation de la température d'ébullition est proportionnelle à la fraction molaire du
soluté. »
Teb = K eb . X soluté
✓ ΔT eb : l'élévation de la température d'ébullition du solvant. ΔT eb = T -T0 ˃ 0
✓ K eb : constante ébulliométrique du solvant.
✓ X soluté : fraction molaire du soluté.
17
Chapitre I : Préparation de solutions
b)- Cryométrie (2ème Loi de RAOULT) :
Lorsque l'on considère un solvant contenant un soluté, on a remarqué que la température de
solidification (T) du solvant avec le soluté était plus basse que la température (T0) de
solidification du solvant pur. La cryométrie permet aussi de déterminer les formules brutes de
solutés introduits dans un solvant de référence.
La loi de la cryométrie s'énonce ainsi :
« L'abaissement de la température de solidification est proportionnel à la fraction molaire du
soluté. »
Tsol = K sol . X soluté
✓ ΔT sol : l'abaissement de la température de solidification du solvant. ΔT sol = T -T0 < 0
✓ K sol : constante cryométrique du solvant.
✓ X soluté : fraction molaire du soluté.
V- Calculs d’incertitudes:
Lorsque nous prenons une mesure, nous ne pouvons pas prétendre que celle-ci correspond à la
valeur exacte de la grandeur mesurée. Que la mesure soit celle d'une masse, d'un volume ou
d'une concentration, nous devons inévitablement nous rendre à l'évidence que notre mesure
est plus ou moins proche de la réalité. L’incertitude est l’écart entre la mesure effectuée et la
valeur exacte. Il y a deux types d’incertitudes :
1)- Incertitude absolue :
L'incertitude absolue est une estimation de l'erreur que fait l'expérimentateur. C’est l'écart
maximum possible entre la mesure et la valeur exacte. La mesure et son incertitude absolue
constituent un domaine de valeurs possibles à l'intérieur duquel se trouve la valeur exacte.
L'incertitude absolue dépend de plusieurs facteurs ; la précision de l'appareil de mesure, les
conditions dans lesquelles se prend la mesure, l'habileté de l'expérimentateur, etc. Estimer
correctement l'incertitude associée à une mesure exige une bonne part de jugement et d'expérience.
18
Chapitre I : Préparation de solutions
2)- Incertitude relative :
L’incertitude relative représente l’importance de l’erreur par rapport à la grandeur mesurée.
Elle n’a pas d’unité et s’exprime généralement en pourcentage.
L’incertitude relative est une manière de chiffrer la précision d’une mesure.
On prendra l’exemple suivant pour illustrer les deux types d’incertitudes, l’absolue et la
relative :
3)- Calcul de l’incertitude sur une concentration :
Soit la concentration molaire C d’une substance A obtenue a partir d’une pesée de masse m
de soluté dissoute dans un volume V de solution:
C=
n
V
avec
n=
m
M
On prend alors le logarithme népérien de l'expression de C :
Ln C = Ln n - Ln V
Soit:
Ln C = Ln m - Ln M - Ln V
On passe ensuite aux quantités différentielles associées:
dC dm dM dV
=
−
−
C
m
M
V
On passera ensuite aux quantités finies: les incertitudes s'ajoutant toujours quelque soit le
signe. On remplace ici les signes "moins" par des signes "plus". On obtient alors:
C m M V
=
+
+
C
m
M
V
Le rapport :
C
est dit incertitude relative sur la concentration. Elle est sans dimension.
C
19
Chapitre I : Préparation de solutions
A partir de là, il est facile de calculer ΔC. Cette quantité s'appelle "incertitude absolue sur C'.
C’est un nombre "concret", c'est à dire qu'il a une dimension physique celle de la
concentration. On a:
C = C (
m M V
+
+
m
M
V
)
Concrètement :
➢ La valeur de la masse est une valeur expérimentale pesée par la balance. L’incertitude
(Δm) représente l’incertitude absolue de la pesée. Chaque balance a sa propre marge
d’erreur précisée sur la balance.
M
est prise généralement égale à 0,2% (0,002). Cette valeur est
M
la même pour l’ensemble des produits usuels sauf indication contraire.
➢ La valeur du rapport
➢ Le volume est généralement prélevé par une pipette, une fiole ou une burette.
l’incertitude (ΔV) est fournie par le fabriquant de verrerie.
Remarque :
➢ Si l’on donne la valeur de C avec trois chiffres après la virgule, on devra
impérativement fournir une valeur de ΔC avec le même nombre de chiffres après la
virgule. Si le résultat en comporte moins, on ajoutera des zéro pour l’homogénéité des
résultats. Ceci est vrai quelque soit le nombre après la virgule, il devra toujours être le
même.
➢ Après les calculs, on devra écrire le résultat de la mesure sous la forme :
C = (C  C ) mol / L
20
Téléchargement